资源描述
氧化还原反应
氧化还原反应与四大基本反应类型得关系
①置换反应都就是氧化还原反应;
②复分解反应都不就是氧化还原反应;
③有单质生成得分解反应就是氧化还原反应;
④有单质参加得化合反应也就是氧化还原反应。
从数学集合角度考虑:
氧化还原反应得概念
1、基本概念
、氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物
概念
定义
注意点
氧化反应
物质失去电子得反应
物质失去电子得外部表现为化合价得升高
还原反应
物质得到电子得反应
物质得到电子得外部表现为化合价得降低
被氧化
元素失去电子得过程
元素失去电子得外部表现为化合价得升高
被还原
元素得到电子得过程
元素得到电子得外部表现为化合价得降低
氧化产物
通过发生氧化反应所得得生成物
氧化还原反应中,氧化产物、还原产物可以就是同一种产物，也可以就是不同产物,还可以就是两种或两种以上得产物。如反应4FｅS２+1１O２=２Fe２O3+８SＯ2中，Fe2Ｏ3与SO2均既为氧化产物,又为还原产物。
还原产物
通过发生还原反应所得得生成物
氧化剂
得到电子得反应物
常见氧化剂:（1)活泼得非金属单质;如卤素单质(X2)、Ｏ２、S等（2)高价金属阳离子;如Fe3+、Ｃu2+等（3)高价或较高价含氧化合物；如MnO2、浓Ｈ2SＯ4、HNＯ３、KMnO4等(4）过氧化物;如Ｎａ2Ｏ2、H2O2等
还原剂
失去电子得反应物
常见还原剂:①活泼或较活泼得金属;如K、Ｎa、Zn、Ｆｅ等②一些非金属单质；如H２、C、Si等③较低态得化合物;CO、SＯ2、H2S、Ｎa2SO3、FeSＯ4
氧化性
得到电子得能力
物质得氧化性、还原性得强弱与其得失电子能力有关,与得失电子得数目无关。
还原性
失去电子得能力
2、基本概念之间得关系:
氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物
还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物
［例1］金属钛（Ti）性能优越，被称为继铁、铝制后得“第三金属”。工业上以金红石为原料制取Ti得反应为:
ａTiO2+bCl2＋cCａＴiCl４+cCO ……反应①
ＴiＣl4＋２MｇTｉ+2MｇCｌ2 ……反应②
关于反应①、②得分析不正确得就是( )
①TiCl4在反应①中就是还原产物，在反应②中就是氧化剂;
②C、Ｍg在反应中均为还原剂,被还原;
③在反应①、②中Mg得还原性大于C,Ｃ得还原性大于ＴｉＣl4;
④ａ=１,ｂ＝ｃ＝２;
⑤每生成19、2gTi,反应①、②中共转移4、8mol e－。
A.①②④ Ｂ.②③④ C．③④ D.②⑤
标电子转移得方向与数目（双线桥法、单线桥法)
①单线桥法。从被氧化(失电子，化合价升高）得元素指向被还原(得电子，化合价降低)得元素，标明电子数目,不需注明得失。例:
2e-——
MnO2+４ＨCl(浓）MnCl２+Cl2↑+2H2O
②双线桥法。得失电子分开注明,从反应物指向生成物（同种元素)注明得失及电子数。例:
得2e-——
失2e-——
MnＯ2+4HＣl（浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O
两类特殊得化学反应
①歧化反应，同种元素同价态在反应中部分原子化合价升高，部分原子化合价降低。例:
失5e
得5×e
3Ｃｌ2＋6KOHKClO3+５KCｌ+3H2O
失5×e-
得5e-
②归中反应。不同价态得同种元素得原子在反应中趋于中间价态,解此类题最好将该元素得不同价态用数轴标出,变化得区域只靠拢,不重叠。例:
ＫClO３+6HCl3Cｌ2＋ 6ＫCl↑ +3H2Ｏ
物质得氧化性强弱、还原性强弱得比较
氧化性→得电子性,得到电子越容易→氧化性越强
还原性→失电子性,失去电子越容易→还原性越强
由此,金属原子因其最外层电子数较少,通常都容易失去电子,表现出还原性,所以，一般来说,金属性也就就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多,通常都容易得到电子,表现出氧化性,所以,一般来说，非金属性也就就是氧化性。
1、根据金属活动性顺序来判断:
一般来说，越活泼得金属,失电子氧化成金属阳离子越容易,其阳离子得电子还原成金属单质越难,氧化性越弱;反之，越不活泼得金属,失电子氧化成金属阳离子越难,其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。
２、根据非金属活动性顺序来判断:
一般来说,越活泼得非金属,得到电子还原成非金属阴离子越容易,其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。
3、根据氧化还原反应发生得规律来判断： 氧化还原反应可用如下式子表示:
规律：反应物中氧化剂得氧化性强于生成物中氧化产物得氧化性,反应物中还原剂得还原性强于生成物中还原产物得还原性。
4、根据氧化还原反应发生得条件来判断:
如：Ｍn０2+4HCl（浓） MnCl２+C1２↑+2Ｈ20
2KMn０4＋16HＣl(浓)=２MnCl2+5C1２↑+８H2O
后者比前者容易(不需要加热),可判断氧化性 KMn0４>Mｎ０2
5、根据反应速率得大小来判断：
如:2Na2SO3＋Ｏ2=2Na2ＳＯ4（快), 2H2ＳＯ3+O２=2H2SO４(慢）, ,
其还原性: Na2SO4>H2SO3＞ＳO2
6、根据被氧化或被还原得程度来判断:
如：，, 即氧化性:。
又如：,,
即有还原性:。
7、根据原电池得正负极来判断：
在原电池中，作负极得金属得还原性一般比作正极金属得还原性强。
8、根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。
如:Cl-失去电子得能力强于OH-，还原性:。
9、根据元素在周期表中位置判断:
(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、Ａ１金属性依次减弱,其还原性也依次减弱。
(2)对同主族得金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Nａ、K、Rb、Cｓ金属活泼性依次增强,其还原性也依次增强。
（3)对同主族得非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Ｂr、I非金属活泼性依次减弱,其氧化性也依次减弱。
10、根据(氧化剂、还原剂)元素得价态进行判断:
元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性,处于中间价态既有氧化又有还原性。
一般来说，同种元素价越高,氧化性越强;价越低还原性越强。如氧化性:Fe3+>Fe2+＞Ｆe,
Ｓ(＋6价)>S(+4价)等,还原性:H2S>S>ＳO2,但就是,氧化性：HCｌO4< HCｌO34< ＨClＯ2４< HClO。
注意:物质得氧化性、还原性不就是一成不变得。同一物质在不同得条件下,其氧化能力或还原能力会有所不同。如:氧化性：HNO３(浓)>HNO3(稀);Ｃu与浓H2SO4常温下不反应,加热条件下反应；KMnＯ4在酸性条件下得氧化性比在中性、碱性条件下强。
[例2]常温下,在下列溶液中发生如下反应
①16H+＋10Z-+2XO4－=2x2＋+5Z2＋8H2Ｏ ②２A2+ +B2=2A3++2B- ③２Ｂ-+Z2=Ｂ2+2Z－ 由此判断下列说法错误得就是（ )
A、反应Z2＋２Ａ2＋＝２A3+＋2Z-可以进行。 B、Z元素在①③反应中均被还原
Ｃ、氧化性由强到弱得顺序就是XO４-、Z2、B２、A３+
D、还原性由强到弱得顺序就是A２+、B-、Z-、X２+
常见氧化剂(1)非金属性较强得单质:F2、Cl2、Br2、I2、O3、Ｏ２等
（２)变价元素中高价态化合物:KCｌO3、KＭnＯ4、Fe3＋盐、K２Cr2Ｏ７、
浓H２ＳＯ4、HNO3等
(３)其它HCｌＯ、MnＯ２、Ｎa2O２、H2O2、NO2等
常见还原剂（1)金属性较强得单质Ｋ、Na、Mg、Al、Fe、Zn
(２）某些非金属单质:Ｈ2、Ｃ、Si等
(3)变价元素中某些低价态化合物:Ｈ2S、HBr、HI、Ｆe2+及盐，ＳＯ2等
氧化还原反应方程式得配平方法
1、配平原则:电子守恒、原子守恒、电荷守恒
２、化合价升降法得基本步骤为:“一标、二等、三定、四平、五查”。
“一标”指得就是标出反应中发生氧化与还原反应得元素得化合价,注明每种物质中升高或降低得总价数。
“二等”指得就是化合价升降总数相等，即为两个互质(非互质得应约分)得数交叉相乘。
“三定”指得就是用跟踪法确定氧化产物、还原产物化学式前得系数。
“四平”指得就是通过观察法配平其它各物质化学式前得系数。
“五查”指得就是在有氧元素参加得反应中可通过查对反应式左右两边氧原子总数就是否相等进行复核(离子反应还应检查电荷数就是否相等),如相等则方程式已配平,最后将方程式中“—”改为“=”。
[例3]对于反应KMnO４+HCl→KＣl+ＭｎＣl2＋Cl2+H2O(未配平),若有0、1ｍol KＭnＯ4参加反应,下列说法正确得就是( )
Ａ.其转移电子0、5mｏｌ B.生成Cl20、5mｏl
Ｃ.参加反应HCl为16ｍoｌ D.Cl2就是还原产物
氧化还原反应得五条基本规律：
(1）电子得失守恒规律:氧化剂得到电子总数＝还原剂失去电子总数；
(2)“以强制弱”规律：氧化剂+还原剂=较弱氧化剂+较弱还原剂;这就是氧化还原反应发生得条件。
（3）价态归中规律：同一元素不同价态间发生得氧化还原反应,化合价得变化规律遵循:高价+低价→中间价态,中间价态可相同、可不同,但只能靠近不能相互交叉(即价态向中瞧齐)。
-6e-
+6e-
-5e-
+5e-
ＫＣlO3+6ＨCl ＝KＣl+3Cl2+3H2Ｏ 而不就是KClＯ3+6HCl=ＫCl+3Ｃｌ2+３H2O
(４）歧化反应规律:发生在同一物质分子内、同一价态得同一元素之间得氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律就是:所得产物中,该元素一部分价态升高,一部分价态降低,即“中间价→高价+低价”。具有多种价态得元素（如氯、硫、氮与磷元素等）均可发生歧化反应，如:
Cl2十2NａOH=NaCｌ十NａClO十H2０
（5)优先反应原理:
在溶液中如果存在多种氧化剂(还原剂)，当向溶液中加入一种还原剂(或氧化剂)时,还原剂（或氧化剂)先把氧化性(或还原性)强得氧化剂(或还原剂）还原(或氧化)。
四、 巩固练习
氧化还原反应
一、选择题
１.下面有关氧化还原反应得叙述不正确得就是 （ )
A．在反应中不一定所有元素得化合价都发生变化
B.肯定有一种元素被氧化,另一种元素被还原
C.在氧化还原反应中,失去电子得物质,所含元素化合价降低
D.氧化还原反应得本质就是电子得转移
２.下列反应中,属于氧化还原反应得就是( ）
A.CａCO３+2HClCａCl2+CO2↑＋Ｈ2O B.ＣaO+H2ＯCa(OＨ)2
C．Ｆe+ＣuSO4FeSＯ4+Cu D．
3.CａＨ2常做生氢剂,其中氢元素就是-1价,化学方程式为：
ＣaH2+2Ｈ2O＝Cａ(OH)2＋２H2↑,其中水就是 ( )
A.还原剂 B.既就是氧化剂,又就是还原剂
C．氧化剂 D．既不就是氧化剂，又不就是还原剂
4.在2KＭnO４==2Ｋ2ＭnO4 ＋ MnO2 ＋ O２↑中,ＫMnO4所起得作用就是:（ ）
Ａ.氧化剂 B．既不就是氧化剂又不就是还原剂
Ｃ.还原剂 D.既就是氧化剂又就是还原剂
△
2KNO3+S+3C====K2S+N2↑+3CO2↑
5.黑火药得爆炸反应为: , 其中被还原得元素就是 （ )
A．N B.Ｃ Ｃ.N与S D.Ｎ与Ｃ
6．在下列生成二氧化硫得反应中,反应物中得含硫物质被氧化得就是
A． 硫在空气中燃烧 B. 铜片与浓硫酸共热
C. 红热得木炭与浓硫酸反应 D. 亚硫酸钠与稀硫酸反应
7、下列微粒①Ａｌ3+ ②Cl- ③Ｎ2 ④ＭｎO4- ⑤CＯ2 ⑥H2O2 ⑦Fe２+ ⑧MnO42-
既具有氧化性又具有还原性得就是 ﻩ ﻩ ﻩﻩﻩ
Ａ.①④⑤⑦ﻩ B．③⑥⑦⑧ﻩ Ｃ.④⑤⑥⑧ﻩﻩD.①②③⑥
8．人体血红蛋白中含有Fｅ2+离子,如果误食亚硝酸盐,会使人中毒,因为亚硝酸盐会使Fe2+离子转化为Fe3＋离子,生成高铁血红蛋白而丧失与Ｏ2得结合得能力,服用维生素Ｃ可缓解亚硝酸盐得中毒,这说明维生素C具有（ )
A.酸性 Ｂ.碱性 Ｃ.氧化性 Ｄ.还原性
９.下列变化必须加入氧化剂才能实现得就是（ )
Ａ. CuO→CuＳO4 B.CＯ2→CO C.Ｆe→Ｆｅ3O4 D.KClO3→Ｏ2
１0、从海水中可以提取溴,主要反应为:2Br—+Cl２=2Cｌ—+Ｂr2，下列说法正确得就是
Ａ、溴离子具有氧化性 Ｂ、氯气就是还原剂
C、该反应属于复分解反应 Ｄ、氯气得氧化性比溴单质强
１１．根据以下四个反应:
（1）H2S+Ｉ２=2H++2I－＋Ｓ¯ （2）Ｈ2ＳＯ3+2Ｈ2S=3S¯+3H2O
（3)2Ｉ－+Ｂr2＝2Ｂr-＋I2 (４)H2SＯ3+I2+H２O＝Ｈ2SＯ4+2HI
确定Ｂr-、Ｉ-、Ｈ2S与H2ＳＯ３还原性由强到弱得顺序就是
A.H2S>Ｈ２SＯ3>Ｉ->Bｒ－ B.Ｂr-＞I->H2SO3>H2S
C.H２SO３＞H２S>Ｂr->Ｉ- D．I－＞Br－>H2S>Ｈ2ＳO3
12.G、Q、X、Y、Ｚ均为氯得含氧化合物，我们不了解它们得化学式，但知道它们在一定条件下具有如下得转换关系(未配平) (１）G → Ｑ＋NaCl;
这五种化合物中氯得化合价由低到高得顺序为( )
A．ＱGZYX Ｂ.GＹＱＺX C.ＧＹZＱＸ D.ZXGYQ
１3．已知下列3个反应：2FeCl3+2KI＝２FeCｌ2+2KCl＋I２
2FｅＣl２+Ｃl2＝2FeCl３
ＫClO3＋６HCl=3Cｌ２↑＋3H2Ｏ+KＣl
若某溶液中有FeCl2与FｅＩ2同时存在,要氧化Ｉ-而得到ＦeCｌ2溶液,应加入适量 ( )
A.FeCl3 B.Cl2 C.ＫClO３ D．HCl
1４．3S＋6KOＨ＝2K2Ｓ+K２SＯ３＋3H２Ｏ中,被氧化与被还原得Ｓ原子数之比为
A.1 :1 B.２ ：1 C.1 :２ D．3 ：2
１5.在3Cu＋8HNO３(稀)=3Cu(NO３)2+2ＮO↑＋４Ｈ2O反应中,若有6４gCu被氧化，则被还原得HＮＯ3得质量就是（ )
A.１6８ｇ B.42g Ｃ．１２６g Ｄ．6０g
二、选择题
1、 用双线桥表示下列氧化还原反应，标出反应前后化合价升降情况与被氧化、被还原情况及电子转移得方向与数目
（1）ＭnO2+４HCl(浓） == MnCl2＋２H2O＋Cl2↑还原剂 还原产物 。
(2）２Ｋ＋2Ｈ２O＝2KOH＋H2↑氧化剂 ,氧化产物 。
2、已知硫酸锰(MnSO4) 与过硫酸钾(K２Ｓ2Ｏ８)两种盐溶液在银离子催化下可发生氧化还原反应,生成高锰酸钾、硫酸钾与硫酸。
(1)请写出并配平上述反应得化学方程式。
(2)此反应得还原剂就是 ，它得氧化产物就是 。
(３)此反应得离子反应方程式可表示为:
(4)若该反应所用得硫酸锰改为氯化锰,当它跟过量得过硫酸钾反应时,除有高锰酸钾、硫酸钾、硫酸生成外,其她得生成物还有 。
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